化学选修4
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化学选修4篇一：高中化学选修4知识点分类总结
化学选修4化学反应与原理
章节知识点梳理
第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量 2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应
（1）.符号： △H（2）.单位：kJ/mol
3.产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放热>吸热) △H 为“-”或△H <0
吸收热量的化学反应。（吸热>放热）△H 为“+”或△H >0
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与酸的反应⑤ 生石灰和水反应⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl② 大多数的分解反应③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④ 铵盐溶解等
二、热化学方程式
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。
③燃烧物的物质的量：1 mol
④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成1mol H2O，这时的反应热叫中和
热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H+和OH-反应，其热化学方程式为：
H+(aq) +OH-(aq) =H2O(l) ΔH=－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1. 化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化 ⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s） ⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件
2.
※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢
二、化学平衡
（一）1.定义： 化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征
逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）
动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定） 变（条件改变，平衡发生变化）
3、判断平衡的依据
判断可逆反应达到平衡状态的方法和依据
（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡_不移动_
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度__减小__，生成物浓度也_减小_， V正_减小__，V逆也_减小__，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和_大_的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着___吸热反应______方向移动，温度降低会使化学平衡向着_放热反应__方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
化学选修4篇二：高中化学选修4课堂笔记
高中化学选修4课堂笔记
第一章 化学反应与能量
一、焓变 反应热
1．反应热：一定条件下，一定物质的量的反应物之间完全反应所放出或吸收的热量。
2．焓变(ΔH)的意义：在恒压条件下进行的化学反应的热效应。
(1)符号： △H（2）单位：kJ/mol
(3)计算：ΔH=E(生成物总能量)﹣E(反应物总能量)=E′(反应物总键能)－E′(生成物总键能量)
3. 产生原因：化学键断裂——吸热化学键形成——放热
放出热量的化学反应。(放出热量>吸收热量) △H 为“-”或△H <0
吸收热量的化学反应。(吸收热量>放出热量）△H 为“+”或△H >0
☆ 常见的放热反应：① 所有的燃烧反应② 酸碱中和反应③ 大多数的化合反应④ 金属与酸的反应 ⑤ 生石灰和水反应 ⑥ 浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解等
☆ 常见的吸热反应：① 晶体Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl ② 大多数的分解反应③ 以H2、CO、C为还原剂的氧化还原反应④ 铵盐溶解等
小结：
1、化学键断裂，吸收能量；
化学键生成，放出能量
2、反应物总能量大于生成物总能量，放热反应，体系能量降低，△H为“-”或小于0
反应物总能量小于生成物总能量，吸热反应，体系能量升高，△H为“+”或大于0;
即反应是吸热反应还是放热反应取决于反应物与生成物总能量的相对大小。
3、反应热（ΔH）
数值上等于生成物分子形成时所释放的总能量与反应物分子断裂时所吸收的总能量之差。
4、物质的稳定性
能量越低，键能越大，物质越稳定。
二、热化学方程式
1.概念:表示化学反应中放出或吸收的热量的化学方程式.
2.意义:既能表示化学反应中的物质变化,又能表示化学反应中的能量变化.
书写化学方程式注意要点:
①热化学方程式必须标出能量变化，△H一定带符号。
②热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态（g,l,s分别表示固态，液态，气态，水溶液中溶质用aq表示）
③热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强。
④热化学方程式中的化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑤各物质系数加倍，△H加倍；反应逆向进行，△H改变符号，数值不变。
三、燃烧热
1．概念：25 ℃，101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量。燃烧热的单位用kJ/mol表示。
※注意以下几点：
①研究条件：101 kPa
②反应程度：完全燃烧，产物是稳定的氧化物。 C元素转化为CO2，而不是CO；H元素转化为H2O(l)，而不是H2O(g)；N元素转化为N2。如：H2(g)+ 1/2 O2(g) = H2O(l)△H =－285.8 kJ/mol
③燃烧物的物质的量：燃料是以1mol作为标准，书写热化学方程式时，其它物质的化学计量数可用分数表示；④研究内容：放出的热量。（ΔH<0，单位kJ/mol）
四、中和热
1．概念：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1mol H2O，这时的反应热叫中和热。
2．强酸与强碱的中和反应其实质是H和OH反应，其热化学方程式为：
第 1 页 共 16 页 +-
H(aq) + OH(aq) == H2O(l) ΔH =－57.3kJ/mol
3．弱酸或弱碱电离要吸收热量，所以它们参加中和反应时的中和热小于57.3kJ/mol。
4．中和热的测定实验
五、盖斯定律
1．内容：化学反应的反应热只与反应的始态（各反应物）和终态（各生成物）有关，而与具体反应进行的途径无关，如果一个反应可以分几步进行，则各分步反应的反应热之和与该反应一步完成的反应热是相同的。
a： 若某化学反应从始态（S）到终态（L）其反应热为△H，而从终态（L）到始态（S）的反应热为△H ’，这两者和为零。
即△H＋ △H ’ = ０
b：若某一化学反应可分为多步进行，则其总反应热为各步反应的反应热之和。
即△H= △H1+ △H2+ △H3+……
c：若多步化学反应相加可得到新的化学反应，则新反应的反应热即为上述多步反应的反应热之和。 +-
第二章 化学反应速率和化学平衡
一、化学反应速率
1. 化学反应速率（v）
⑴ 定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化。
⑵ 表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
⑶ 计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L·s）
⑷ 影响因素：
① 决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）
② 条件因素（外因）：反应所处的条件（温度、浓度、压强、催化剂等）
应用中应注意的问题
①、概念中的反应速率实际上是某段时间间隔内的平均反应速率。时间间隔越短，在这段时间发生的浓度变化越接近瞬时反应速率（指在某一瞬间的反应速率）
②、对某一具体化学反应来说，在用不同物质表示化学反应速率时所得数值往往不同。用各物质表示的化学反应速率的数值之比等于化学方程式中各物质的系数之比。 气体的物质的量
③、气体的浓度用容器的体积来表示。
④、无论用任何物质来表示，无论浓度的变化是增加还是减少，都取正值，反应速率都为正数（没有负数）。 ⑤、在反应中对于固体或纯液体而言，其物质的量浓度无意义，所以不用它们来表示化学反应速率。
2. 外界条件对化学反应速率的影响
(1)、浓度对化学反应速率的影响。
结论：其他条件不变时，增大反应物的浓度，可以增大反应速率；减小反应物的浓度，可以减小化学反应的速率。 注意：a、此规律只适用于气体或溶液的反应。
b、对于纯固体或液体的反应物，一般情况下其浓度是常数，因此改变它们的量不会改变化学反应速率。 原因：在其他条件不变时，对某一反应来说，活化分子百分数是一定的，所以当反应物的浓度增大时，单位体积内的分子数增多，活化分子数也相应的增多，反应速率也必然增大。
。
有效碰撞次 数增多
(2)、压强对反应速率的影响。（压强对可逆反应气体系数减小方向的速率影响更大）
第 2 页 共 16 页 反应速 率加快
结论：对于有气体参加的反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率加快；减小压强，反应速率减慢。
原因：对气体来说，若其他条件不变，增大压强，就是增加单位体积的反应物的物质的量，即增加反应物的浓度，单位体积内活化分子数增多，因而可以增大化学反应的速率。
(3)、温度对化学反应速率的影响。（温度对可逆反应吸热方向的速率影响更大）
结论：其他条件不变时，升高温度，可以增大反应速率，降低温度，可以减慢反应速率。
原因：①浓度一定时，升高温度，分子的能量增加，从而增加了活化分子的数量，反应速率增大。(主因) ②温度升高，使分子运动的速度加快，单位时间内反应物分子间的碰撞次数增加，反应速率也会相应的加快。
(4)、催化剂对化学反应速率的影响。
结论：催化剂可以改变化学反应的速率。正催化剂：能够加快反应速率的催化剂。负催化剂：能够减慢反应速率的催化剂。如不特意说明，指正催化剂。
原因：在其他条件不变时，使用催化剂可以大大降低反应所需要的能量，会使更多的反应物分子成为活化分子，大大增加活化分子百分数，因而使反应速率加快。
(5)、其他因素：如光照、反应物固体的颗粒大小、电磁波、超声波、溶剂的性质等，也会对化学反应的速率产生影响。
(6)、有效碰撞：能够发生化学反应的碰撞。
活化分子：能量较高、有可能发生有效碰撞的分子。
活化能：活化分子的平均能量与所有分子平均能量之差。
活化分子百分数：(活化分子数/反应物分子数)×100%
※注意：（1）、参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。
（2）、惰性气体对于速率的影响
①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变； ②恒温恒压时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢。
二、化学平衡
可逆反应与不可逆反应
(1)可逆反应：在相同条件下，能同时向正、逆反应方向进行的反应。
不可逆反应：在一定条件下，进行得很彻底或可逆程度很小的反应。
(2)可逆反应的普遍性：大部分化学反应都是可逆反应。
(3)可逆反应的特点：
①相同条件下，正反应和逆反应同时发生
②反应物、生成物共同存在
③可逆反应有一定的限度(反应不能进行到底)
（一）1.定义：
化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正、逆反应速率相等时，各组成成分的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应在该条件下所能达到的最大限度即化学平衡状态。
2、化学平衡的特征 逆（研究对象为可逆反应） 等（同一物质的正逆反应速率相等） 动（动态平衡） 定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）
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（二）影响化学平衡移动的因素
1、浓度对化学平衡移动的影响
（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动。
（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动。
（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小， V(正)减小，V(逆)也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。
2、温度对化学平衡移动的影响
影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。
3、压强对化学平衡移动的影响
影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小(气体分子数减小)方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大(气体分子数增大)方向移动。
注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动；
（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似；
（3）同等程度地改变浓度可视为改变压强。
4.催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的时间。
5.勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度、压强、浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。
三、化学平衡常数
（一）定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K
表达式： aA(g)+bB(g) cC(g)+ dD(g)
在一定温度下无论反应物的起始浓度如何，反应达平衡状态后，将各物质的物质量浓度代入下式，得到的结
简称平衡常数。
（二）使用化学平衡常数K应注意的问题：
1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。
2、K只与温度（T）有关，与反应物或生成物的浓度无关。
3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。
4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。
（三）化学平衡常数K的应用:
1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。一般地，K>105时，该反应就进行得基本完全了。
2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方反应进行建立平衡。（Q：浓度积）
（1）Q﹤K: 反应向正反应方向进行;
（2）Q = K: 反应处于平衡状态 ;
（3）Q﹥K: 反应向逆反应方向进行。
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3、利用K值可判断反应的热效应
若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应;
若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应
＊四、等效平衡（等量等效与等比等效）
1、概念：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到平衡后，任何相同组分的百分含量均相同，这样的化学平衡互称为等效平衡。
2、分类
（1）定温、定容条件下的等效平衡
第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同。（一边倒，量相等，才等效。）（等量等效）
第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效。（一边倒，成比例，就等效。）（等比等效）
（2）定温、定压条件下的等效平衡（一边倒，成比例，就等效。）（等比等效）
只要保证可逆反应的起始量之比相同即可视为等效平衡。
五、化学反应速率和化学平衡的有关图象
化学反应速率和化学平衡的有关图象是中学化学中基础图象知识的一个重要方面，它能把抽象的化学反应速率和化学平衡理论形象、直观地表达出来。学生能熟练地解答化学图象问题，是现行考纲的要求。分析解答化学平衡图象问题要注意如下几点：
1．解题步骤
(1)看图象
一看面：即纵坐标与横坐标的意义；二看线：即线的走向和变化趋势；三看点：即起点、折点、交点、终点；四看辅助线：如等温线、等压线、平衡线等；五看量的变化：如浓度变化等。
(2)想规律
联想外界条件的改变对化学反应速率和化学平衡的影响规律。
(3)作判断
将图象中表现的关系与所学规律相对比，作出符合题目要求的判断。
2．解题方法
(1)“定一议二”
在化学平衡图象中，包括纵坐标、横坐标和曲线所表示的三个量的意义。在讨论过程中常确定横坐标所表示的量后，讨论纵坐标与曲线的关系或确定纵坐标所表示的量后，讨论横坐标与曲线的关系。
(2)“先拐先平，数值大”
对于同一化学反应在化学平衡图象中，先出现拐点的反应则先达到平衡，先出现拐点的曲线表示的温度较高(如图甲)或表示的压强较大(如图乙)。如：
甲表示：①T2＞T1，②正反应放热。
乙表示：①p1＜p2，②正反应为气体总体积缩小的反应。
六、化学反应进行的方向
自发反应：在一定条件下，无需外界帮助就能自动进行的反应。
1、反应焓变（△H）与反应方向：
能量判据：体系趋向于从高能状态转变为低能状态（△H ＜ 0）。
对于化学反应而言，绝大多数的放热反应能自发进行，且放出的热量越多，体系能量降低越多，反应越完全。 焓变（△H）是决定反应能否自发进行的因素之一，但不是唯一因素。
2、反应熵变与反应方向：
（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J?mol-1?K-1 熵变：反应前后体系熵的变化叫做反应的熵变.用△S表示.
△S=S(生成物总熵)－S(反应物总熵)反应的△S越大,越有利于反应自发进行。
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化学选修4篇三：高中化学选修4目录
绪言
第一章 化学反应与能量
第一节 化学反应与能量的变化
第二节 燃烧热 能源
第三节 化学反应热的计算 归纳与整理
第二章 化学反应速率和化学平衡
第一节 化学反应速率
第二节 影响化学反应速率的因素
第三节 化学平衡
第四节 化学反应进行的方向 归纳与整理
第三章 水溶液中的离子平衡
第一节 弱电解质的电离
第二节 水的电离和溶液的酸碱性
第三节 盐类的水解
第四节 难溶电解质的溶解平衡 归纳与整理
第四章 电化学基础
第一节 原电池
第二节 化学电源
第三节 电解池
第四节 金属的电化学腐蚀与防护 归纳与整理